VI. 3. Коррозия металлов и сплавов

VI. 3. Коррозия металлов и сплавов

Методы защиты металлов от коррозии

По степени термодинамической неустойчивости все металлы делят на пять групп (Н. Д. Томашов), согласующиеся с их положением в ряду напряжений.

Группу металлов повышенной термодинамической нестабильности составляют металлы, имеющие значение стандартного электродного потенциала меньше, чем потенциал водородного электрода при рН = 7 (φ = = –0, 413 В). К ним относятся: Li, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Ti, Zr, Mn, Cr, Zn, Fe.

Эти металлы при создании необходимых условий могут окисляться даже водой (рН = 7: 2Н₂О + 2е = 2ОН⁻ + Н₂, φ = –0, 413 В).

Металлы термодинамически нестабильные имеют значения стандартных электродных потенциалов большие, чем металлы предшествующей группы, но меньше нуля: Cd, In, Tl, Co, Ni, Mo, Pb, W.

Окисляться водой (рН = 7) они не могут, но будут неустойчивыми в кислых средах (рН = 0; 2Н⁺ + 2е = Н₂, φ = 0 В) и в любых средах в присутствии кислорода.

Группу металлов промежуточной термодинамической стабильности составляют металлы с положительными значениями стандартных электродных потенциалов, не превышающими значения электродного потенциала (φ = 0, 816 В), связанного с окисляющим действием кислорода в нейтральной среде (О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН⁻ , φ = 0, 816 В): Bi, Sb, Re, Tc, Cu, Ag, Rh. Данные металлы будут устойчивы в любых кислых и нейтральных средах в отсутствие кислорода.

Устойчивы во влажной атмосфере, т. е. в присутствии кислорода в нейтральной среде, металлы высокой стабильности: Hg, Pd, Ir, Pt. Стандартные электродные потенциалы этих металлов находятся в интервале между значениями двух электродных потенциалов, характеризующих окисляющее действие кислорода в нейтральной (рН = 7; О₂ + 2 Н₂О + 4е = 4ОН⁻ , φ = 0, 816 В) и кислой (рН = 0; О₂ + 4Н⁺ + 4е = 4Н₂О, φ = 1, 229 В) средах.

Металлом полной стабильности является золото. Его электродный потенциал максимален, поэтому оно не может быть окислено перечисленными окислителями.

Типовые задачи и их решение

 

     1. Составить схему коррозионного гальванического элемента, образующегося при контакте железа с медью в:

а) кислой среде (раствор серной кислоты);

                         б) кислой среде с доступом кислорода;

                         в) атмосферных условиях.

Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

Решение. При контакте двух металлов возникает коррозионный гальванический элемент. По таблице 5 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и меди: φ ^о_Fe²⁺_/Fe = –0, 44 В; φ ^о_Cu²⁺_/Cu = 0, 34 В.

Так как, φ ^о_Fe²⁺_/Fe < φ ^о_Cu²⁺_/Cu, то анодом коррозионного ГЭ будет являться железо, т. е. оно будет разрушаться (окисляться – отдавать электроны).

а) составляем схему коррозионного ГЭ в кислой среде:

                   (–) Fe / Н₂SO₄ / Cu (+),

в ионной форме

                      (–) Fe / Н⁺ / Cu (+).

Железо, как более активный металл, окисляется, посылая свои электроны на медь, и переходит в раствор в виде положительных ионов Fe²⁺, а на меди, играющей роль катода, происходит восстановление ионов водорода Н⁺ из раствора кислоты (водородная деполяризация). Уравнения катодного и анодного процессов для рассматриваемой схемы имеют следующий вид:

 А: Fe – 2е = Fe²⁺

К: 2Н⁺ + 2е = Н₂

 

В результате: железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород (водородная деполяризация).

Суммарная реакция процесса коррозии: Fe + Н₂SO₄ = FeSO₄ + Н₂.

В зависимости от характера среды, деполяризаторами (окислителями) могут быть: ионы водорода (при рН < 7), молекулярный кислород (рН > 7 и близком к 7) и молекулы воды, а также частицы других окислителей.

б) коррозия в кислой среде в присутствии кислорода (Н⁺ + О₂). Схему коррозионного гальванического элемента:

(–) Fe / Н⁺ + O₂ / Cu (+).

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

                                                                                       НОК

                           А: Fe – 2е = Fe²⁺                        2

                                                                      4

                          К: 4Н⁺ + О₂ + 4е = 2Н₂О           1

суммарное уравнение реакции в ионном виде:                                                  

2Fe + 4Н⁺ + О₂ = 2Fe²⁺ + 2Н₂О.

     В молекулярной форме: 2Fe +2Н₂SO₄ + О₂ = 2FeSO₄ + 2Н₂О.

   

в) коррозия в атмосферных условиях (Н₂О + О₂):

(–) Fe / Н₂O + О₂ / Cu (+),

             А: 2Fe – 4е = 2Fe⁺²

К: 2Н₂О + О₂ + 4е = 4ОН⁻ (кислородная деполяризация).

 

Гидроксо-ионы соединяются с перешедшими в раствор ионами железа:

Fe²⁺ + 2ОН⁻ = Fe(ОН)₂ (белая ржавчина).

Под влиянием кислорода воздуха происходит дальнейшее окисление гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂О = 4Fe(ОН)₃

Fe⁺² – e = Fe⁺³      4

О₂ + 4е = 2О^{− 2}  1

Гидроксид железа (III) дегидратируется с образованием оксида-гидроксида железа (III):

Fe(OH)₃ ® FeООН + Н₂О

                                                бурая ржавчина

Суммарная реакция процесса коррозии:

4Fe + 6Н₂О + 3О₂ = 4Fe(ОН)₃.

 

2. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см² с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии. Вычислить: а) объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0, 5 см³ газа (н. у. ); б) весовой и глубинный показатели коррозии, если за 2 часа потеря массы железной пластинки составила 3, 7∙ 10^–3 г. Плотность железа равна 7, 9 г/см³.

         

Решение. По таблице 5 (стр. 80) находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля: φ ^о_Fe²⁺_/Fe = –0, 44 В; φ ^о_Ni²⁺_/Ni = – 0, 25 В. Так как φ ^о_Fe²⁺_/Fe < φ ^о_Ni²⁺_//Ni, то анодом коррозионного ГЭ будет являться железо.

Запишем схему коррозионного ГЭ:

(–)Fe / HCl / Ni (+),

в ионной форме                   (–)Fe / H⁺ / Ni (+).

 

Составляем уравнения электродных процессов:

 А: Fe – 2е = Fe²⁺

 К: 2Н⁺ + 2е = Н₂

и суммарной реакции процесса коррозии (в ионной и молекулярной формах):

Fe + 2Н⁺ = Fe²⁺ + Н₂,

Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂.

 

а). Рассчитываем объемный показатель коррозии К_V по формуле:

                                                          V_г

                                                        S ∙ τ

 

где V_г – объем выделившегося газа, см³;

S – площадь корродируемого металла, м²;

τ – время процесса коррозии, час.

 

Подставляем значения в формулу:

К_V = 0, 5 / 20∙ 10^–4 ∙ (40 / 60) = 375 см³/м²∙ час.

         

Рассчитываем весовой показатель коррозии Кm по формуле:

                                                        М_э (Ме)

                                                 VМ_{э (г)}

 

где М_э (Ме) – молярная масса эквивалента металла, г/моль;

VМ_{э (г)} – молярный объем эквивалента газа (н. у. ), см³/моль.

На катоде выделяется водород. Для него VМ_э = 11200 см³/моль (22400 /2).

М_э (Fe) = М _Fe / 2 = 56 / 2 = 28 г/моль.

     Подставляем значения: Кm = 375 ∙ 28 / 11200 = 0, 94 г/м²∙ час.

 

б). Рассчитываем весовой показатель коррозии Кm по формуле:

                                                ∆ m_Ме

                                                S ∙ τ

где ∆ m_Ме – потеря массы металла в процессе коррозии, г.

Подставляем в формулу значения:

Кm = 3, 7∙ 10^–3 / 20∙ 10^–4 ∙ 2 = 0, 925 г/м²∙ час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии П по формуле:

                                                   8, 76

                                                    ρ _Ме

где ρ _Ме – плотность металла, г/см³.

     Подставляем значения:

П = 0, 925 ∙ 8, 76 / 7, 9 = 1, 03 мм/год.

⇐ Предыдущая14151617181920212223Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: